第三章 水溶液中的離子平衡 全章課件

全章課件第一節(jié)弱電解質的電離（第一課時）第三章水溶液中的離子平衡全章課件第一節(jié)弱電解質的電離第三章水溶液中的離子平衡

地球是個“水球”，海洋、江河和地下水成了離子反應廣泛存在的條件。

地球化學

酸、堿和鹽在水溶液中的反應，以離子反應為特征。是一類不需要用活化能來引發(fā)的反應。

本章的學習以化學平衡理論為基礎，進一步探討酸、堿、鹽在水中的離子反應，深入了解離子反應的本質；探究化學平衡、電離程度和溶解度之間的關系及其應用。地球是個“水球”，海洋、地球化學(1)什么叫電解質？舉例說明.(2)什么叫非電解質？舉例說明.知識回顧：(1)什么叫電解質？舉例說明.知識回顧：一、電解質、非電解質的概念電解質:在水溶液中或熔融狀態(tài)時能夠導電的化合物非電解質:在水溶液中和熔融狀態(tài)都不能導電的化合物練習1.融化狀態(tài)下能導電的物質一定是電解質2.融化狀態(tài)下不能導電的物質一定不是電解質3.溶于水能導電的物質一定是電解質4.某些化合物溶于水能導電一定是電解質一、電解質、非電解質的概念電解質:在水溶液中或熔融狀態(tài)時能夠1.石墨能導電，所以是電解質。2.由于BaSO4不溶于水，所以不是電解質。3.鹽酸能導電，所以鹽酸是電解質。4.SO2、NH3、Na2O溶于水可導電，所以均為電解質。討論以下幾種說法是否正確，并說明原因。1.石墨能導電，所以是電解質。討論以下幾種說法是否正確，并說SO2、NH3、Cl2的水溶液均能導電，它們是電解質嗎？某些離子化合物（如Na2O、Na2O2、CaO）溶于水后電離出的離子并非其自身的，它們卻屬于電解質，為什么？怎樣區(qū)分電解質與非電解質？思考1電解質、非電解質的區(qū)分看水溶液或熔融狀態(tài)下能否導電，而且能導電的原因是自身能電離出自由移動的離子SO2、NH3、Cl2的水溶液均能導電，它們是電解質思考1電注意1.單質混合物既不是電解質也不是非電解質2.CO2、NH3等溶于水得到的水溶液能導電，但它們不是電解質，因為導電的物質不是其本身3.難溶的鹽（BaSO4等）雖然水溶液不能導電但是在融化時能導電，也是電解質。注意1.單質既不是電解質也不是非電解質2.CO2、NH3等溶實驗3-1：體積相同，氫離子濃度相同的鹽酸和醋酸與等量鎂條反應，并測量溶液的pH值

1mol/LHCl1mol/LCH3COOH與鎂條反應現(xiàn)象

溶液的pH值

分析探究實驗實驗3-1：體積相同，氫離子濃度相同的鹽酸和醋酸與等量鎂條反開始1mol/LHCl與鎂條反應劇烈，說明1mol/LHCl中氫離子濃度大，即氫離子濃度為1mol/L，說明HCl完全電離；而開始1mol/LCH3COOH與鎂條反應較慢，說明其氫離子濃度較鹽酸小，即小于1mol/L，說明醋酸在水中部分電離。HCl是強電解質，CH3COOH是弱電解質。探究結果：開始1mol/LHCl與鎂條反應劇烈，說明1mol/LHCl強電解質：在水溶液里幾乎完全電離的電解質。如強酸、強堿、絕大多數(shù)鹽弱電解質：在水溶液里只有部分電離的電解質。如弱酸、弱減、水。二、強弱電解質的概念練習：判斷下列物質，哪些是強電解質？哪些弱電解質？NaCl、NaOH、H2SO4、CH3COOH、NH3·H2O、Cl2、Cu強電解質：在水溶液里幾乎完全電離的電解質。二、強弱電解質的概問題1：為什么電解質溶于水或在熔融狀態(tài)下能導電？問題2：NaCl晶體能否導電？為什么？它的水溶液或熔融狀態(tài)呢？判斷：強電解質的水溶液導電能力一定比弱電解質的強。思考題問題3：水溶液的導電能力與哪些因素有關系？離子的濃度和離子所帶的電荷數(shù)問題1：為什么電解質溶于水或在熔融狀態(tài)下能導電？問題2：NaCaCO3、Fe（OH）3的溶解度都很小，CaCO3屬于強電解質，而Fe（OH）3屬于弱電解質；CH3COOH、HCl的溶解度都很大，HCl屬于強電解質，而CH3COOH屬于弱電解質。電解質的強弱與其溶解性有何關系？怎樣區(qū)分強弱電解質？思考題強弱電解質的區(qū)分依據(jù)不是看該物質溶解度的大小,也不是看其水溶液導電能力的強弱,而是看溶于水的部分是否完全電離.CaCO3、Fe（OH）3的溶解度都很小，CaCO3屬于強練習下列物質能導電的是______,屬于強電解質的是______,屬于弱電解質的是________,屬于非電解質的是_______.a.銅絲b.金剛石c.石墨d.NaCle.鹽酸f.蔗糖g.CO2h.Na2Oi.硬脂酸j.醋酸k.碳酸l.碳酸氫銨m.氫氧化鋁n.氯氣o.BaSO4a.c.e.d.h.l.oi.j.k.m.f.g.練習下列物質能導電的是______,屬于強電解質的是____三、強弱電解質與結構的關系分析與討論：1、NaCl、NaOH是由什么鍵構成的什么化合物？在水溶液里電解質以什么形式存在？2、HCl、H2SO4是由什么鍵構成的什么化合物？3、在水溶液里電解質以什么形式存在？三、強弱電解質與結構的關系分析與討論：1、NaCl、NaOH離子化合物（如強堿和大部分鹽類）NaCl==Na+

+Cl-（如強酸）電離方程式可表示為：某些具有極性鍵的共價化合物｝強電解質

試寫出Na2SO4、NaOH、H2SO4、KHSO4、Ba(OH)2在水溶液里的電離方程式.離子化合物（如強堿和大部分鹽類）NaCl==分析討論：CH3COOH、NH3·H2O是由什么鍵構成的什么化合物？在水溶液里電解質以什么形式存在？某些具有極性鍵的共價化合物

（如弱酸、弱堿和水）弱電解質CH3COOHCH3COO-+H+

寫出HF、NH3·H2O、Fe(OH)3、H2CO3在水溶液中的電離方程式.分析討論：CH3COOH、NH3·H2O是由小結：離子化合物大部分的鹽類強堿｛共價化合物｛強酸弱酸弱堿

水｝｝弱電解質強電解質小結：離子化合物大部分強堿｛共價化合物｛強酸弱

四、電解質的電離方程式書寫（1）強電解質——完全電離，書寫時用“=”號（2）弱電解質練習：寫出下列電解質電離的方程式：CH3COOH、H2S、Cu（OH）2CH3COONH4、K2CO3、KHCO3、KHSO4、——部分電離，書時用“”號

小結電離方程式：強等號、弱可逆多元弱酸分步寫多元弱堿一步完四、電解質的電離方程式書寫——完全電離，書寫時用“=”號新課標人教版選修四化學反應原理第一節(jié)弱電解質的電離（第二課時）第三章水溶液中的離子平衡新課標人教版選修四化學反應原理第一節(jié)弱電解質的電離第三章物質混合物純凈物單質化合物電解質非電解質強電解質弱電解質強堿大多數(shù)鹽金屬氧化物強酸弱酸弱堿水某些有機物某些非金屬氧化物離子化合物共價化合物物質的分類復習回憶物質混合物純凈物單質化合物電解質非電解質強電解質弱電解質強堿強電解質與弱電解質的比較完全電離部分電離不可逆過程可逆過程電離方程式用等號電離方程式用可逆符號水合離子分子、水合離子強電解質與弱電解質的比較完全電離部分電離不可逆過程可逆過程電下列關于電解質與結構關系的敘述正確的是A.離子化合物一定是強電解質B.極性共價化合物一定是強電解質C.絕大多數(shù)離子化合物和某些具有極性鍵的共價化合物是強電解質D.某些具有極性鍵的共價化合物是弱電解質課堂練習CD下列關于電解質與結構關系的敘述正確的是A.離子化合物一定是強弱電解質在溶液中是部分電離，即：弱電解質分子與其電離出來的離子共同存在，在這里面也存在著一個平衡，

————電離平衡弱電解質在溶液中是部分電離，————電離平衡二、弱電解質的電離

思考與討論：

1)開始時，V電離和V分子化怎樣變化？

CH3COOH

CH3COO-+H+電離結合弱電解質電離的V-t圖像二、弱電解質的電離思考與討論：1)開始時，V電離和二、弱電解質的電離

思考與討論：

2)當V電離=V結合時，可逆過程達到一種什么樣的狀態(tài)？畫出V～t圖。(結合課本P44“思考與交流”)

CH3COOH

CH3COO-+H+電離結合二、弱電解質的電離思考與討論：2)當V電離=V結弱電解質電離的V-t圖像V電離V結合0t1t2V電離=V結合平衡狀態(tài)ⅠtV弱電解質電離的V-t圖像V電離V結合0t1t2V電離=V結電離平衡

1.定義：2.特點：

在一定條件（如溫度、濃度）下，當電解質分子電離成離子的速率和離子重新結合成分子的速率相等時，電離過程就達到了平衡狀態(tài)——動

電離平衡是一種動態(tài)平衡

定

條件不變，溶液中各分子、離子的濃度不變，溶液里既有離子又有分子

變

條件改變時，電離平衡發(fā)生移動。

等V電離=V分子化=0逆

弱電解質的電離二、弱電解質的電離電離平衡1.定義：2.特點：在

例：在氨水中存在怎樣的電離平衡？若向其中分別加入:①適量的鹽酸②NaOH溶液③NH4Cl溶液④大量的水⑤加熱⑥氨氣對上述電離平衡有什么影響？思考與討論：NH3·H2ONH4

++OH-例：在氨水中存在怎樣的電離平衡？若向其中分別加入:思考與討右左左右右？右？右左左右右右？3.影響電離平衡的因素（1）溫度電離過程是吸熱過程，溫度升高，平衡向電離方向移動。（2）濃度弱電解質濃度越大，電離程度越小。（3）其他因素同離子效應(即在弱電解質溶液中加入同弱電解質具有相同離子的強電解質，使電離平衡向逆方向移動)二、弱電解質的電離3.影響電離平衡的因素二、弱電解質的電離例：0.1mol/L的CH3COOH溶液中CH3COOHCH3COO-+H+增大增大增大增大增大增大增大增大增大增大增大增大減??？減??？減小減小減小減小減小減小例：0.1mol/L的CH3COOH溶液中CH3COOH問題探討1.弱電解質加水稀釋時，電離程度_____,離子濃度______?(填變大、變小、不變或不能確定）

變大不能確定

畫出用水稀釋冰醋酸時離子濃度隨加水量的變化曲線。問題探討1.弱電解質加水稀釋時，電離程度_____,離子濃度練1.把0.05molNaOH固體分別加入100mL下列液體中，溶液的導電性變化不大的是（）A.自來水B.0.5mol/LNH4Cl溶液C.0.5mol/L醋酸D.0.5mol/L鹽酸

BD練1.把0.05molNaOH固體分別加入100mL下列液體練2.一定量的鹽酸跟過量的鐵粉反應時，為減緩反應速率而不影響生成氫氣的總量，可向鹽酸中加入適量的（）A.NaOH(固)B.H2OC.NH4Cl(固)D.CH3COONa(固)BD練2.一定量的鹽酸跟過量的鐵粉反應時，為減緩反應速率而不影響問題探討2.金屬導電與電解質溶液導電有何不同？升溫對二者的導電性有何影響？

*自由電子的定向移動；自由移動的離子定向移動*升溫，金屬導電性減弱；電解質溶液導電性增強問題探討*自由電子的定向移動；自由移動的離子定向移動*升溫，練習1.將0.1mol/L的氨水稀釋10倍，隨著氨水濃度的降低，下列數(shù)據(jù)逐漸增大的是（）

A.[H+]B.[OH]-C.[OH]-/[NH3·H2O]D.[NH4]+2.一定量的鹽酸跟過量的鐵粉反應時，為減緩反應速率而不影響生成氫氣的總量，可向鹽酸中加入適量的（）

A.NaOH(固）B.H2O

C.NH4Cl（固）D.CH3COONa(固）ACBD練習1.將0.1mol/L的氨水稀釋10倍，隨著氨水濃度的練習3.有濃度相同、體積相等的三種酸：a、鹽酸b、硫酸c、醋酸，同時加入足量的鋅，則開始反應時速率______，反應完全后生成H2的質量_________。（用<、=、>表示）b＞

a=cb＞a＞

c練習3.有濃度相同、體積相等的三種酸：b＞a=cb＞a練習４.有H+濃度相同、體積相等的三種酸：a、鹽酸b、硫酸c、醋酸，同時加入足量的鋅，則開始反應時速率______，反應完全后生成H2的質量_________。（用<、=、>表示）a=b=ca=b<c練習４.有H+濃度相同、體積相等的三種酸：a=b=ca=b<迎九月份月考復習計劃及安排1、每天復習一節(jié)內容。2、緊扣課堂筆記、做好課本上的練習。3、必須認真重做“做錯的”練習；逐題過關。4、仍然不會的必須堅持弄懂，問同學、問老師。迎九月份月考復習計劃及安排1、每天復習一節(jié)內容。第一章重要知識點第一節(jié)1、反應熱、焓變的理解。2、化學反應中能量變化的原因（2）：

反應熱和鍵能、物質能量變化的關系。3、常見的放熱反應和吸熱反應。4、熱化學方程的書寫。5、反應熱大小的比較第一章重要知識點第一節(jié)第一章重要知識點第二節(jié)1、燃燒熱和中和熱的理解。2、化石燃料3、新能源第一章重要知識點第二節(jié)第一章重要知識點第三節(jié)1、蓋斯定律的內容及其理解。2、反應熱的計算。3、蓋斯定律的應用。第一章重要知識點第三節(jié)新課標人教版選修四化學反應原理第一節(jié)弱電解質的電離（第三課時）第三章水溶液中的離子平衡新課標人教版選修四化學反應原理第一節(jié)弱電解質的電離第三章3.影響電離平衡的因素（1）溫度（2）濃度（3）其他因素復習回憶電離過程是吸熱過程，溫度升高，平衡向電離方向移動。弱電解質濃度越大，電離程度越小。同離子效應：使電離平衡向逆移．3.影響電離平衡的因素復習回憶電離過程是吸熱過程，溫度升高，例：0.1mol/L的CH3COOH溶液中CH3COOHCH3COO-+H+增大增大增大增大增大增大增大增大增大增大增大增大減??？減??？減小減小減小減小減小減小例：0.1mol/L的CH3COOH溶液中CH3COOH問題探討弱電解質加水稀釋時，電離程度_____,離子濃度______?(填變大、變小、不變或不能確定）

變大不能確定

畫出用水稀釋冰醋酸時離子濃度隨加水量的變化曲線。問題探討弱電解質加水稀釋時，電離程度_____,離子濃度__

問題：怎樣定量的比較弱電解質的相對強弱？電離程度相對大小怎么比較？三、電離平衡常數(shù)（K）

看課本自學相關內容并思考：（1）什么叫電離平衡常數(shù)？（2）電離平衡常數(shù)的化學含義是什么？（3）怎樣用電離平衡常數(shù)比較弱電解質的相對強弱？（4）影響電離平衡常數(shù)的因素是什么？問題：怎樣定量的比較弱電解質的相對強弱？電離程度相對大小怎三、電離平衡常數(shù)（K）----弱電解質電離程度相對大小一種參數(shù)對于一元弱酸HAH++A-，平衡時K=c(H+).c(A-)

c(HA)對于一元弱堿MOHM++OH-，平衡時K=c(M+).c(OH-)

c(MOH)（2）電離平衡常數(shù)的化學含義：1、計算方法：K值越大，電離程度越大，相應酸(或堿)的酸(或堿)性越強。三、電離平衡常數(shù)（K）----弱電解質電離程度相對大小一種參三、電離平衡常數(shù)（K）（3）影響電離平衡常數(shù)的因素

K值只隨溫度變化。三、電離平衡常數(shù)（K）（3）影響電離平衡常數(shù)的因素練習：已知多元弱酸在水溶液中的電離是分步的。例：H2CO3H++HCO3-

一(1)HCO3-H++CO32-

一(2)每一步的電離程度是不一樣的。寫出H3PO4在水溶液中的電離方程式。H3PO4H+

+H2PO4-一(1)H2PO4-H+

+HPO42-

一(2)HPO42-H++PO43-

一(3)練習：已知多元弱酸在水溶液中的電離是分步的。寫出H3PO4在例如:0.1mol/LH2S溶液中各步電離[H+]為：

H2SH++HS-[H+]=1×10-4mol/LHS-H++S2-[H+]=1×10-13mol/L②多元弱酸是分步電離的，K1》K2（一般要相差105）。多元弱酸的酸性由第一步電離決定。①電離平衡是動態(tài)平衡，平衡移動符合勒夏特列原理說明：你知道第二步電離難的原因嗎？例如:0.1mol/LH2S溶液中各步電離[H+]為：②多元電離難的原因：a、一級電離出H+后，剩下的酸根陰離子帶負電荷，增加了對H+的吸引力，使第二個H+離子電離困難的多；

b、一級電離出的H+抑制了二級的電離。電離難的原因：a、一級電離出H+后，剩下的酸

弱電解質電離程度相對大小的另一種參數(shù)-------電離度αα

=已電離的分子數(shù)

弱電解質分子總數(shù)弱電解質電離程度相對大小的另一種參數(shù)-------

試根據(jù)課本中Ｐ45“一些弱酸和弱堿的電離平衡常數(shù)”比較它們的相對強弱。草酸>磷酸>檸檬酸>碳酸草酸>磷酸>檸檬酸>碳酸練習５.下列物質的導電性最差的是（）A.0.1mol/L的鹽酸B.0.1mol/L的氫氟酸C.0.1mol/L的氫氰酸D.石墨棒已知氫氟酸的Ｋ大于氫氰酸

C練習５.下列物質的導電性最差的是（）A.0.1mol驗證醋酸是弱電解質的十種實驗方案方案一配制某濃度的醋酸溶液，向其中滴入幾滴甲基橙試液，然后再加入少量醋酸鈉晶體，振蕩。

現(xiàn)象溶液由紅色逐漸變?yōu)槌壬?/p>

原理醋酸是弱電解質，其水溶液中存在著電離平衡：CH3COOH==CH3COO-+H+根據(jù)化學平衡移動原理，在醋酸溶液中加入醋酸鈉晶體后，溶液中的醋酸根離子濃度增大，醋酸電離平衡向左移動，導致H+濃度減小，因此溶液由紅色逐漸變?yōu)槌壬?/p>

。驗證醋酸是弱電解質的十種實驗方案方案一配制某濃度的醋酸溶液方案二配制某濃度的醋酸鈉溶液，向其中加入幾滴酚酞試液。

現(xiàn)象溶液由無色變?yōu)闇\紅色。

原理醋酸鈉是強堿弱酸鹽，溶于水后要發(fā)生水解，其水溶液中存在著水解平衡：CH3COO-+H2O===CH3COOH+OH-

。根據(jù)鹽類水解理論，醋酸根離子與水電離出的氫離子結合生成弱電解質醋酸，破壞了水的電離平衡，導致氫氧根離子濃度大于氫離子濃度，使溶液顯堿性。方案二配制某濃度的醋酸鈉溶液，向其中加入幾滴酚酞試液。

方案三稱取一定量的無水醋酸配制0.1mol/L的醋酸溶液，測定該溶液的pH。

現(xiàn)象測出的pH＞1。

原理因為醋酸為弱酸（弱電解質），在水溶液中只有部分電離，所以0.1mol/L的醋酸溶液中的H+

濃度小于0.1mol/L,溶液的pH＞1。方案三稱取一定量的無水醋酸配制0.1mol/L的醋酸溶液，方案四在燒杯里加入濃醋酸，接通電源，然后緩緩加入蒸餾水并不斷攪拌，觀察電流表中電流強度的變化。

現(xiàn)象電流表中電流強度先逐漸變大，然后逐漸變小。

原理強電解質濃溶液成倍稀釋時，導電能力是成倍減弱的；而弱電解質濃溶液在稀釋時，

因大部分弱電解質尚未電離,在加入少量水后,弱電解質電離程度增大,電離出的離子數(shù)目增加其增加的幅度大于稀釋的影響，導電性增強（表現(xiàn)為電流表中電流強度增大）；變成稀溶液后,電離程度雖然增大，稀釋的影響大于離子數(shù)目增加的影響，導電性又逐漸減弱（表現(xiàn)為電流表中電流強度減?。?。方案四在燒杯里加入濃醋酸，接通電源，然后緩緩加入蒸餾水并不方案五配制濃度相同的鹽酸和醋酸，取相同體積分別同時加入如上圖所示的兩個裝置的燒杯中，接通電源。

現(xiàn)象通過電流表的電流強度：鹽酸＞醋酸。

原理電解質溶液的導電能力與溶液中自由移動的離子的濃度及離子所帶的電荷有關。因為鹽酸和醋酸都是一元酸，鹽酸中電流強度大于醋酸中的電流強度，說明鹽酸中離子濃度大，醋酸中離子濃度小，而鹽酸是強電解質，因此醋酸是弱電解質。方案五配制濃度相同的鹽酸和醋酸，取相同體積分別同時加入如上新課標人教版選修四化學反應原理第二節(jié)水的電離（第一課時）第三章水溶液中的離子平衡新課標人教版選修四化學反應原理第二節(jié)水的電離第三章水溶液中一、水的電離1、水是一種極弱的電解質，能微弱的電離:++H2O+H2OH3O++OH－

(H2OH＋+OH－)平衡常數(shù)：K電離＝C(H+)×C(OH-）C(H2O）一、水的電離1、水是一種極弱的電解質，能微弱的電離:++在一定溫度時：C(H+)×C(OH-)=Kw，叫水的離子積25℃時，2、水的離子積所以K電離×C(H2O)

＝C(H+)×C(OH-）=KWC(H+)=C(OH-)=1×10-7mol/L在室溫下1L水中只有1×10-7mol水電離，電離前后水的物質的量幾乎不變，C(H2O)的濃度為常數(shù)Kw=1×10-14在一定溫度時：2、水的離子積所以K電離×C(H2O)提問：根據(jù)前面所學知識，水的離子積會受什么外界條件影響？提問：根據(jù)前面所學知識，水的離子積會受什么外界條件影響？分析下表中的數(shù)據(jù)有何規(guī)律，并解釋之

討論1：溫度0℃20℃25℃50℃100℃Kw1.14×10-156.81×10-151×10-145.47×10-141×10-12結論：溫度越高，Kw越大，水的電離是一個吸熱過程分析下表中的數(shù)據(jù)有何規(guī)律，并解釋之討論1：溫度0℃20℃2討論2：對常溫下的純水進行下列操作，完成下表：

酸堿性水的電離平衡移動方向C(H+)C(OH-)C(H+)

與C(OH-)大小關系Kw變化加熱

加HCl

加NaOH

中性→↑↑=↑酸性←↑↓＞不變堿性←↓↑＜不變小結：加入酸或堿都抑制水的電離討論2：對常溫下的純水進行下列操作，完成下表：

酸堿性水的3、影響水電離的因素（1）加入酸或堿，抑制水的電離，

Kw不變；（2）升高溫度，電離過程是一個吸熱過程，促進水的電離，水的離子積增大，在100℃時，

KW=1×10-12。3、影響水電離的因素（1）加入酸或堿，抑制水的電離，1、C（H＋）=1×10－7mol/L，溶液一定呈中性嗎？（說明：溶液或純水呈中性，是因為溶液中C（H＋）=C（OH－））2、純水中溶液C(H＋)、C(OH－)濃度的計算方法：C（H＋）=C（OH－）=新課的延伸：?1、C（H＋）=1×10－7mol/L，溶液一定呈中性嗎？（④根據(jù)Kw=C(H＋)×C(OH－)在特定溫度下為定值,C(H＋)和C(OH－)可以互求.③不論是在中性溶液還是在酸堿性溶液，水電離出的C(H+)＝C(OH－)②常溫下,任何稀的水溶液中

C(H+)×C(OH－)===1×10－14注意:①任何水溶液中H+和OH－總是同時存在的,只是相對含量不同.④根據(jù)Kw=C(H＋)×C(OH－)在特定溫度下為③不論是

課堂練習⑴﹑0.1mol/L的鹽酸溶液中水電離出的C(H＋)和C(OH－)是多少?⑵﹑0.1mol/L的NaOH溶液中水電離出的C(H＋)和C(OH－)是多少?水電離出的C(OH-)=1×10-14/0.1=1×10-13mol/L=C(H＋

)課堂練習⑴﹑0.1mol/L的鹽酸溶液中水電離出的C(二、溶液的酸堿性無論是酸溶液中還是堿溶液中都同時存在H+和OH-,而且在一定溫度下是定值！常溫下，溶液的酸堿性跟H+和OH—濃度的關系：中性溶液酸性溶液堿性溶液[H+]=[OH-][H+]＞[OH-][H+]＜[OH-]H+

=1×10-7mol/LH+

>

1×10-7mol/LH+<

1×10-7mol/L二、溶液的酸堿性無論是酸溶液中還是堿溶液中都同時存在H+和O溶液的酸堿性---正誤判斷1、如果[H+]不等于[OH-]則溶液一定呈現(xiàn)酸堿性。2、在水中加酸會抑制水的電離。3、如果[H+]/[OH-]的值越大則酸性越強。4、任何水溶液中都有[H+]和[OH-]。5、[H+]等于10-6mol/L的溶液一定呈現(xiàn)酸性。6、對水升高溫度電離度增大，酸性增強。√√√√溶液的酸堿性---正誤判斷1、如果[H+]不等于[OH-]則課堂練習室溫下，由水電離產(chǎn)生的c(OH－)=10-11mol/L的溶液中，一定大量共存的離子組（）A．Na+

、NH4+

、Cl-

、SO42-

B.S2-

、CH3COO-

、Na+

、Cs+C.K+、Na+

、CO32-

、NO3-

D.K+

、Na+

、NO3-

、SO42-D課堂練習室溫下，由水電離產(chǎn)生的c(OH－)=10-11mol（2000年上海）水的電離過程為H2OH＋＋OH－，在不同溫度下其平衡常數(shù)為K(25℃)＝1.0×10－14，K(35℃)＝2.1×10－14。則下列敘述正確的是A.c(H＋)隨著溫度的升高而降低B.在35℃時，c(H＋)＞c(OH－)C.水的電離度α(25℃)＞α(35℃)D.水的電離是吸熱的課堂練習D（2000年上海）水的電離過程為H2OH＋新課標人教版選修四化學反應原理第二節(jié)水的電離（第二課時）第三章水溶液中的離子平衡新課標人教版選修四化學反應原理第二節(jié)水的電離第三章水溶液中一、水的電離1、水是一種極弱的電解質，能微弱的電離:H2O+H2OH3O++OH－

(H2OH＋+OH－)平衡常數(shù)：K電離＝C(H+)×C(OH-）C(H2O）復習回憶在一定溫度時：C(H+)×C(OH-)=Kw，叫水的離子積25℃時，2、水的離子積Kw=1×10-14一、水的電離1、水是一種極弱的電解質，能微弱的電離:3、影響水電離的因素（1）加入酸或堿，抑制水的電離，

Kw不變；（2）升高溫度，電離過程是一個吸熱過程，促進水的電離，水的離子積增大，在100℃時，

KW=1×10-12。3、影響水電離的因素（1）加入酸或堿，抑制水的電離，二、溶液的酸堿性常溫下，溶液的酸堿性跟H+和OH—濃度的關系：中性溶液酸性溶液堿性溶液[H+]=[OH-][H+]＞[OH-][H+]＜[OH-]H+

=1×10-7mol/LH+

>

1×10-7mol/LH+<

1×10-7mol/L注意:[H+]與[OH—]的關系才是判斷溶液酸堿性的依據(jù).二、溶液的酸堿性常溫下，溶液的酸堿性跟H+和OH—濃度的關系溶液的酸堿性---正誤判斷1、如果[H+]不等于[OH-]則溶液一定呈現(xiàn)酸堿性。2、在水中加酸會抑制水的電離。3、如果[H+]/[OH-]的值越大則酸性越強。4、任何水溶液中都有[H+]和[OH-]。5、[H+]等于10-6mol/L的溶液一定呈現(xiàn)酸性。6、對水升高溫度電離度增大，酸性增強?！獭獭獭倘芤旱乃釅A性---正誤判斷1、如果[H+]不等于[OH-]則三、溶液的pH值1、意義：表示溶液酸堿性的強弱。2、表示：用H+物質的量濃度的負對數(shù)來表示。3、計算公式：pH=-lg[H+]如[H+]=1×10-7mol/L的溶液pH=7pOH=-lg[OH-]常溫下：PH+POH=？14三、溶液的pH值1、意義：表示溶液酸堿性的強弱。2、表示：用四、溶液的pH值與酸堿性常溫下，溶液的酸堿性跟pH的關系：中性溶液酸性溶液堿性溶液[H+]=[OH—]=1×10—7mol/L[H+]＞[OH—]1×10—7mol/L[H+]＜[OH—]1×10—7mol/LpH=7pH＜7pH＞7注意:[H+]與[OH—]的關系才是判斷溶液酸堿性的依據(jù).四、溶液的pH值與酸堿性常溫下，溶液的酸堿性跟pH的關系：中溶液的pH值0100110—1210—2310—3410—4510—5610—6710—7810—8910—91010—101110—111210—121310—131410—14酸性增強堿性增強溶液的pH值0100110—注意1、PH值越小，酸性越強，PH越大，堿性越強。2、PH范圍0---14之間。3、PH值等于0的溶液不是酸性最強的溶液，

PH值等于14的溶液不堿性最強的溶液。4、PH值減小一個單位，[H+]擴大為原來的10倍，PH增大一個單位，[H+]減為原來的1/10[OH—]增為原來的10倍注意1、PH值越小，酸性越強，PH越大，堿性越強。溶液的pH值——正誤判斷1、一定條件下

pH值越大，溶液的酸性越強。2、用pH值表示任何溶液的酸堿性都很方便。3、強酸溶液的pH值一定大。4、pH值等于6是一個弱酸體系。5、pH值有可能等于負值。6、pH值相同的強酸和弱酸中[H+]相同物質的量的濃度相同?！倘芤旱膒H值——正誤判斷1、一定條件下pH值越大，溶液的酸PH值的計算一——直接求酸和堿的PHPH=-lg[H+]POH=-lg[OH-常溫下：PH+POH=141、求0.05mol/L的H2SO4溶液的PH。2、求0.5mol/L的Ba(OH)2溶液的H+濃度及PH.五、有關PH值的計算專題PH值的計算一——直接求酸和堿的PHPH=-lg[H+]1.PH值等于4的鹽酸用水稀釋100倍,1000倍,10000倍,PH值各為多少?2.PH值等于4的醋酸用水稀釋100倍,1000倍,PH值如何變化?3、PH值等于10的NaOH用水稀釋100倍,1000倍,10000倍,PH值各為多少?PH值的計算二——酸和堿的稀釋1.PH值等于4的鹽酸用水稀釋100倍,1000倍,PH值的課堂練習1.在0.01mol/L的鹽酸中,由水電離出來的[H+]為多少?2.常溫下,某溶液中由水電離產(chǎn)生的[H+]=1×10-12mol/L,則該溶液的PH值可能是?[H+]=1×10-12mol/LPH值可能是2或者12課堂練習1.在0.01mol/L的鹽酸中,由水電離出來的[HpH值計算三——

強酸與強酸混合例題：在25℃時，pH值等于1的鹽酸溶液1L和pH值等于4的硫酸溶液1000L混合pH值等于多少？解：pH=-lg[H+]=-lg（1×10—1+1000×10-4）/（1+1000）=-lg2×10—4=4-lg2=3.7關鍵：抓住氫離子進行計算！pH值計算三——強酸與強酸混合例題：在25℃時，pH值等于課堂練習——

強酸與強酸混合例題：在25℃時，pH值等于1的鹽酸溶液和pH值等于4的硫酸溶液等體積混合pH值等于多少？解：pH=-lg[H+]=-lg（1×10—1+1×10—4）/（1+1）=-lg5×10—2=2-lg5=1.3.關鍵：抓住氫離子進行計算！pH混=pH小+0.3課堂練習——強酸與強酸混合例題：在25℃時，pH值等于1的pH值計算四——

強堿與強堿混合解：=4-lg5=3.3例題：在25℃時，pH值等于9和pH值等于11的兩種氫氧化鈉溶液等體積混合pH值等于多少？[OH—]=（1×10-5+1×10-3）/(1+1)pOH=-lg[OH-]pOH=-lg5×10-4pH=14-pOH=10.7pH混=pH大-0.3關鍵：抓住氫氧根離子離子進行計算！pH值計算四——強堿與強堿混合解：=4-lg5=3.3例題新課標人教版選修四化學反應原理第二節(jié)水的電離（第三課時）第三章水溶液中的離子平衡新課標人教版選修四化學反應原理第二節(jié)水的電離第三章水溶液中PH值的計算一——直接求酸和堿的PHPH=-lg[H+]POH=-lg[OH-]常溫下：PH+POH=14復習回憶：五、有關PH值的計算專題PH值的計算二——酸和堿的稀釋pH值計算三——

強酸與強酸混合pH值計算四——

強堿與強堿混合關鍵：抓住氫離子進行計算！注意：無限稀釋為中性！關鍵：抓住氫氧根離子離子進行計算！PH值的計算一——直接求酸和堿的PHPH=-lg[H+]注意:兩強堿混合PH=10和PH=8等體積混合[H+]=(10-10+10-8)/2=5X10-9mol/LPH=9-lg5=8.3另[OH-]=(10-4+10-6)/2=5X10-5[H+]=2X10-10PH=10-lg2=9.7堿混合先算[OH-]，再算[H+]，最后算PH注意:兩強堿混合PH=10和PH=8等體積混合堿混合先算[OpH值計算五——

強酸與強堿混合（1）例題：在25℃時，100mlO.6mol/L的鹽酸與等體積0.4mol/L的氫氧化鈉溶液混合后,溶液的pH值等于多少？解：NaOH+HCl=NaCl+H2O0.060.04pH=-lg[H+]=-lg0.02/（0.1+0.1）=-lg10—1=1關鍵：酸過量先算氫離子濃度！pH值計算五——強酸與強堿混合（1）例題：在25℃時，10pH值計算五——

強酸與強堿混合（2）例題：在25℃時，100ml0.4mol/L的鹽酸與等體積0.6mol/L的氫氧化鈉溶液混合后,溶液的pH值等于多少？解：NaOH+HCl=NaCl+H2O0.040.06關鍵：堿過量先算氫氧根離子濃度！=1pOH=-lg[OH—]pOH=-lg0.02/(0.1+0.1)pH=14-pOH=13pH值計算五——強酸與強堿混合（2）例題：在25℃時，101、一定溫度下，有ａ．鹽酸、ｂ．硫酸、ｃ．醋酸三種酸：①當其物質的量濃度相同時，C（H+）由大到小的順序是

。②同體積、同物質的量濃度的三種酸溶液，中和NaOH的能力由大到小的順序是___________________

③當C（H+）相同時，物質的量濃度由大到小的是___

④當C（H+）相同、體積相同時，分別加入足量鋅，相同狀況下產(chǎn)生的氣體體積由大到小的順序是_______⑤當C（H+）相同、體積相同時，同時加入形狀、密度、質量完全相同的鋅，若產(chǎn)生相同體積的氫氣（相同狀況）則開始時反應速率的大小關系是____，反應所需時間的長短關系是_____________⑥將C（H+）相同的三種酸溶液均加水稀釋至體積為原來的10倍后，C（H+）由大到小的順序為______________

課堂練習bacbaccabC>b=aC>b=ab=a>CC>b=a1、一定溫度下，有ａ．鹽酸、ｂ．硫酸、ｃ．醋酸三種酸：①當其2.把1ml0.1mol/L的硫酸加水稀釋制成2L溶液,在此溶液中由水電離產(chǎn)生的H+其濃度接近于.A1X10-4mol/LB1X10-8mol/lC.1X10-11mol/lD1X10-10mol/l3.將PH=3的強酸溶液和PH=12強堿溶液混合,當混合溶液的PH等于11時,強酸與強堿溶液的體積比是

A9:2B9:1C1:10D2:5課堂練習DＡ2.把1ml0.1mol/L的硫酸加水稀釋制成2L溶液,在４、常溫下，將某強酸溶液和某強堿溶液按體積比1∶10混和，所得溶液的pH=7，混合前強酸溶液和強堿溶液的pH值關系正確的(

)A．pH酸+pH堿=15 B．pH酸>pH堿

C．pH酸+pH堿=13 D．pH酸=10pH堿５、取PH均等于2的鹽酸和醋酸分別稀釋2倍后，再分別加入0.03g鋅粉，在相同條件下充分反應，有關敘述正確的是（）A、醋酸和鋅反應放出的氫氣多B、鹽酸和醋酸分別與鋅反應放出的氫氣一樣多C、醋酸和鋅反應速率較大D、鹽酸和醋酸分別與鋅反應速率一樣大ＣＣ４、常溫下，將某強酸溶液和某強堿溶液按體積比1∶10混和，所六、pH值測定方法測定方法：酸堿指示劑法、pH試紙法、pH計法等。六、pH值測定方法測定方法：酸堿指示劑法、pH試紙法、pH計討論：pH試紙的使用能否直接把pH試紙伸到待測液中？是否要先濕潤pH試紙后，再將待測液滴到pH試紙上？能否用pH試紙測出pH=7.1來？

標準比色卡中的數(shù)據(jù)都是整數(shù)如用濕潤的pH試紙檢驗待測液，對該溶液pH值的測定：A、一定有影響B(tài)、偏大C、偏小D、不確定使用方法：直接把待測液滴在干燥的pH試紙上，試紙上顯出顏色后馬上跟標準比色卡相對比1.定量測定：pH試紙法（書P49閱讀）、pH計法等Ｄ討論：pH試紙的使用使用方法：直接把待測液滴在干燥的pH試酸堿指示劑一般是弱的有機酸或弱的有機堿，他們的顏色變化是在一定的pH值范圍內發(fā)生的。我們把指示劑發(fā)生顏色變化的pH值范圍叫做指示劑的變色范圍。２.定性測定：酸堿指示劑法（書P50-51閱讀）HIn（紅色）

H++In-

（藍色）以HIn代表石蕊分子酸堿指示劑一般是弱的有機酸或弱的有機堿，他們的顏色變化是在一3.1—4.45.0—8.08.2—10.03.1—4.45.0—8.08.2—10.01、pH試紙使用操作中正確的是（）A.將pH試紙的一端浸入溶液，觀察顏色的變化B.將pH試紙浸入溶液一會兒，再取出跟標準比色卡相比較C.用潔凈的玻璃棒沾取被測溶液，滴在pH試紙上，顏色變化后與比色卡對照D.先將pH試紙用蒸餾水潤濕，再用潔凈的玻璃棒沾取被測溶液，滴在pH試紙上，顏色變化后與比色卡對照課堂練習C1、pH試紙使用操作中正確的是（酸過量2、將10mL0.21mol/L的鹽酸和10mL0.1mol/L的Ba(OH)2溶液混合,再加入水稀釋至1L.取出10mL滴入酚酞、甲基橙、石蕊試液分別呈現(xiàn)什么顏色？3、某溶液取少量滴在pH試紙上，半分鐘后，試紙呈深藍色，此溶液中不可能大量共存的離子是：A.PO43-B.HCO3-C.Al3+D.K+B、C課堂練習酸過量2、將10mL0.21mol/L的鹽酸和10mLpH的應用

在工業(yè)上，例如，氯堿工業(yè)生產(chǎn)中所用食鹽水的pH要控制在12左右，以除去其中的Ca2+和Mg2+等雜質。在無機鹽的生產(chǎn)中，為了分離所含的雜質如Fe3+，常把無機鹽溶液的pH調到5左右，此時Fe3+形成Fe(OH)3沉淀而分離析出，其他陽離子卻留在溶液中。在農業(yè)上，土壤的pH關系到農作物的生長，有的作物如芝麻、油菜、蘿卜等可以生長在較大的pH范圍內，有的卻對土壤的pH反應非常敏感，如茶樹適宜在pH約為4.0～5.5的土壤中生長。在醫(yī)療上，測定血液等的pH可以幫助診斷疾病。例如，人體內血液的pH一般在7.35～7.45范圍內，如果超過這個范圍，便屬于病理現(xiàn)象。在科學實驗中，pH是影響某些反應過程的重要因素，因此測定和控制溶液的pH，就如控制溫度和濃度等同樣重要。pH的應用

在工業(yè)上，例如，氯堿工業(yè)生產(chǎn)中所用食鹽水的pH要人體液中的pH

人的體液的酸堿度大多接近于中性，如血液、組織間液和細胞內液的酸堿度都接近于中性，而且變化極小。人體從外界吸收的養(yǎng)料有酸性的也有堿性的，身體內部又不斷產(chǎn)生酸性和堿性物質，它們都會改變體液的酸堿度，若酸堿過多了，會引起酸中毒或堿中毒。然而，體液的酸堿度也有不少“特區(qū)”，胃液就是其中之一。胃液的pH在0.9～1.5之間。在這樣的環(huán)境中，鐵屑可被溶解，薄鐵片可被溶蝕得千瘡百孔，可是胃卻安然無恙。這是因為胃里有一層“粘液屏障”，它是由粘液細胞和上皮細胞分泌出來的一種膠胨狀的不溶性粘液，在胃粘液表面構成一個保護層，用來保護胃。

人體液中的pH

人的體液的酸堿度大多接近于中性，如血液、組人體各部住的pH必須保持大致的穩(wěn)定、否則將帶來疾病。人體液的酸堿平衡，主要依靠血漿中的緩沖系統(tǒng)—Na2CO3和NaHCO3

來調節(jié)，肺臟和腎能助一臂之力。當H+和OH-的量超出人體代謝能力時，那就需要用藥物治療，使體液保持在各自正常的pH之中。人體液中的pH

人體各部住的pH必須保持大致的穩(wěn)定、否則將帶來疾病。人體液的新課標人教版選修四化學反應原理第二節(jié)水的電離（第四課時）第三章水溶液中的離子平衡新課標人教版選修四化學反應原理第二節(jié)水的電離第三章水溶液中第三章水溶液中的離子平衡全章課件2、原理：

HCl+NaOH=H2OC1V1=C2V2C1＝C2V2V11、定義：七、酸堿中和滴定用已知濃度的酸（或堿）測定未知濃度的堿（或酸）濃度的方法叫酸堿中和滴定。*已知濃度的溶液——標準液*未知濃度的溶液——待測液2、原理：C1＝C2V2V11、定義：七、酸堿中和滴定用已知[課堂練習]用0.1100mol/L的HCl溶液滴定23.00mL未知濃度的NaOH溶液，滴定完成時，用去HCl溶液29.00mL。通過中和滴定測得NaOH溶液的物質的量濃度是多少？0.1400mol/L[思考]把上題中HCl改成H2SO4，則NaOH的物質的量濃度為多少？[課堂練習]用0.1100mol/L的HCl溶液滴定23.03、實驗儀器酸式滴定管堿式滴定管鐵架臺滴定管夾錐形瓶你知道酸堿滴定管的區(qū)別嗎？3、實驗儀器酸式滴定管你知道酸堿滴定管的區(qū)別嗎？常見量器簡介量筒、滴定管、移液管（1）量筒：粗量儀，10mL量筒最小分刻度為0.1mL讀數(shù)精確到0.1mL，無“O”刻度（2）滴定管類型:酸式滴定管和堿式滴定管標識:標有溫度、規(guī)格、刻度（“0”刻度在最高點）(常用規(guī)格：25mL、50mL)最小分刻度：0.1mL，讀數(shù)精確到0.01mL（精量儀可估讀一位，粗量儀不能估讀）思考：25mL量程滴定管只能盛放25mL的液體嗎？常見量器簡介量筒、滴定管、移液管4、滴定管的使用1.檢查是否漏水2.洗滌：先水洗，再用待裝液潤洗2-3次3.排氣泡，調液面：先裝入液體至“0”刻度以上2-3厘米處，排凈氣泡后調整液面到“0”或“0”以下，記下刻度，注意平視不能仰視或俯視4.滴液：左手握住滴定管活塞（或擠壓玻璃球）右手搖動錐形瓶，眼睛注視著錐形瓶顏色的變化酸式滴定管的用法0刻度在上，上下部各有一段無刻度滴定管準確到0.1ml，讀到0.01ml4、滴定管的使用1.檢查是否漏水0刻度在上，上下部各有一段無例1、下列所述儀器“0”刻度位置正確的是（）A．在量筒的上端B．在滴定管上端C．容量瓶上端B練1：量取25.00mL，KMnO4溶液可選用儀器（）A．50mL量筒，B．100mL量筒C．50mL酸式滴定管，D．50mL堿式滴定管

CB練1：量取25.00mL，KMnO4溶液可選用儀器（練2：50ml的滴定管盛有溶液，液面恰好在20.00處，若把滴定管中溶液全部排出，則體積（）A、

等于30B、等于20C、大于30D、小于30

C練2：50ml的滴定管盛有溶液，液面恰好在20.00處，若把5、指示劑的選擇及滴定終點的判斷（1）指示劑甲基橙3.1-4.4紅－橙－黃酚酞8-10無－粉紅－紅（2）滴定終點的判斷不用石蕊作指示劑原因：顏色變化不明顯指示劑的顏色發(fā)生突變并且半分鐘不變色即達到滴定終點，終點的判斷是滴定實驗是否成功的關鍵。5、指示劑的選擇及滴定終點的判斷（1）指示劑甲基橙36、實驗步驟1)查漏（用自來水）滴定管是否漏水、旋塞轉動是否靈活2)洗滌滴定管：先用自來水沖洗→再用蒸餾水清洗2~3次→然后用待裝液潤洗錐形瓶：自來水沖洗→蒸餾水清洗2~3次（不能用待盛液潤洗）6、實驗步驟1)查漏（用自來水）3)裝液[滴定管中加入液體的操作]

量取一定體積未知濃度待測液于錐形瓶操作:向滴定管中裝液→擠氣泡→調液面→記下起始讀數(shù)→放液→記錄終點讀數(shù)→滴入指示劑滴定管中裝入標準液→擠氣泡→調液面→記下起始讀數(shù)3)裝液[滴定管中加入液體的操作]

量取一定體積未知濃度待測4)滴定右手持錐形瓶頸部，向同一方向作圓周運動，而不是前后振動.左手控制活塞（或玻璃球）滴加速度先快后慢視線注視錐形瓶中顏色變化.滴定終點達到后，半分鐘顏色不變，再讀數(shù).復滴2~3次4)滴定俯視圖仰視圖正確視線仰視視線正確讀數(shù)仰視讀數(shù)讀數(shù)偏大正確視線俯視視線正確讀數(shù)俯視讀數(shù)讀數(shù)偏小滴定管讀數(shù)誤差俯視圖仰視圖正確視線仰視視線正確讀數(shù)仰視讀數(shù)讀數(shù)偏大正確視線先偏大后偏小先仰后俯V=V(后)-V(前)，偏小實際讀數(shù)正確讀數(shù)先俯后仰先偏小后偏大V=V(后)-V(前)，偏大實際讀數(shù)正確讀數(shù)滴定管讀數(shù)誤差先偏大后偏小先仰后俯V=V(后)-V(前)，偏小實際讀數(shù)正確復習回憶５、指示劑的選擇及滴定終點的判斷（1）指示劑（2）滴定終點的判斷指示劑的顏色發(fā)生突變并且半分鐘不變色即達到滴定終點，終點的判斷是滴定實驗是否成功的關鍵。復習回憶５、指示劑的選擇及滴定終點的判斷（1）指示劑（2）滴例如：指示劑選擇不當會有誤差：以鹽酸做標準液滴定氨水時，用酚酞做指示劑，測定的氨水的濃度將偏低，因為恰好完全反應時，生成的NH4Cl溶液的pH值小于7，而酚酞的變色范圍是8-10，滴入鹽酸到pH為8就終止實驗了，用去的鹽酸偏少。所以應選用甲基橙為好。滴定終點時溶液的pH值盡可能與指示劑的變色范圍一致。例如：指示劑選擇不當會有誤差：以鹽酸做標準液滴定氨水時，用酚檢驗滴定管是否漏水。用自來水、蒸餾水逐步將滴定管、錐形瓶洗浄。分別用標準液和待測液潤洗相應的滴定管。向滴定管內注入相應的標準液和待測液。將滴定管尖嘴部分的氣泡趕盡。將滴定管內液面調至“0”或“0”刻度以下，并記錄初始體積。向錐形瓶中注入一定體積的待測溶液，并滴加酸堿指示劑。左手控制滴定管活塞，右手旋搖錐形瓶，眼睛注視錐形瓶中溶液的變色情況，記錄滴定中止體積。重復上述操作2～3。1、查漏：2、洗滌：3、潤洗：4、注液：5、趕氣：6、調液：7、加液：8、滴定：9、復滴：10、計算：滴定操作檢驗滴定管是否漏水。用自來水、蒸餾水逐步將滴定管、錐形瓶洗浄練3：某學生中和滴定實驗的過程如下：（1）取一支堿式滴定管，②用蒸餾水洗凈，③加入待測NaOH溶液，④記錄液面刻度的讀數(shù)，⑤用酸式滴定管精確放出一定量標準酸液，⑥置于用標準酸液洗滌過的錐形瓶中，⑦加入2滴酚酞試劑，⑧開始滴定，先慢后快，邊滴邊搖蕩，⑨邊注視滴定管液面變化，⑩小心滴到溶液由無色變?yōu)榉奂t色時，即停止滴定，⑾記錄液面讀數(shù)，⑿重復滴定，根據(jù)兩次讀數(shù)得出NaOH的體積21ml上述學生操作錯誤的有

（填序號）

3、6、8、9、10、12練3：某學生中和滴定實驗的過程如下：3、6、8、9、10、1①洗滌儀器(滴定管、移液管、錐形瓶)；②氣泡；③體積讀數(shù)(仰視、俯視)；④指示劑選擇不當；⑤雜質的影響；⑥操作(如用力過猛引起待測液外濺等)。

中和滴定過程中，容易產(chǎn)生誤差的6個方面是：①洗滌儀器(滴定管、移液管、錐形瓶)；中和滴定過程中，容易產(chǎn)6、中和滴定——誤差分析消耗標準液體積增多使待測液濃度偏大;損失待測液體積使待測液濃度偏小6、中和滴定——誤差分析消耗標準液體積增多使待測液濃度偏大;

滴定過程中注意：左手：控制活塞(活塞朝右，滴液先快后慢）右手：持錐形瓶，不斷旋轉。眼睛：錐形瓶中的顏色變化。滴定的速度。滴定終點判斷：溶液顏色發(fā)生變化且在半分鐘內不褪色。

讀數(shù)：視線和凹液面最低點相切。滴定過程中注意：左手：控制活塞(活塞朝右，滴液先快練5：用標準鹽酸滴定待測燒堿，下列錯誤操作將對V（酸）和C（堿）有何影響？（偏大、偏小和無影響）

A、盛標準酸的滴定管尖嘴部分有氣泡未排除就開始滴定

，B、振蕩時液體飛濺出來

，

C、開始讀標準酸時用仰視

，D、終點讀標準酸時用俯視

，E、滴定前盛放氫氧化鈉溶液的錐形瓶用蒸餾水洗凈后沒有干燥

。

偏大偏小偏小偏小無影響練5：用標準鹽酸滴定待測燒堿，下列錯誤操作將對V（酸）和C（常見具體分析如下：(1)滴定前，在用蒸餾水洗滌滴定管后，未用標準液潤洗。

(2)滴定前，滴定管尖端有氣泡，滴定后氣泡消失。(3)滴定前，用待測液潤洗錐形瓶。(4)讀取標準液的刻度時，滴定前平視，滴定后俯視。(5)滴定過程中，錐形瓶振蕩太劇烈，有少量溶液濺出。(6)滴定后，滴定管尖端掛有液滴未滴入錐形瓶中。偏高偏高偏高偏高偏低偏低常見具體分析如下：偏高偏高偏高偏高偏低偏低(7)滴定前仰視讀數(shù)，滴定后平視刻度讀數(shù)。(8)滴定過程中向錐形瓶內加入少量蒸餾水。(9)滴定過程中，滴定管漏液。(10)滴定臨近終點時，用洗瓶中的蒸餾水洗下滴定管尖嘴口的半滴標準溶液至錐形瓶中。(11)過早估計滴定終點。(12)過晚估計滴定終點。(13)一滴標準溶液附在錐形瓶壁上未洗下。無影響偏低偏高偏低偏高偏高無影響(7)滴定前仰視讀數(shù)，滴定后平視刻度讀數(shù)。無影響偏低偏高偏低[練4]在20.00mL0.1000mol/L的鹽酸中，逐滴滴入0.1000mol/LNaOH溶液40.00mL。⑴判斷下列情況下溶液的pH。①未滴NaOH溶液時HCl的pH；②滴加NaOH溶液到完全反應相差一滴（一滴溶液的體積是0.04mL），這時溶液的pH；③完全反應后再多加一滴NaOH溶液時的pH；④逐滴加入NaOH溶液40.00mL時溶液的pH；

（pH=1）（pH=4）（pH=10）（pH=12+lg3.3=12.5）[練4]在20.00mL0.1000mol/L的鹽酸中，逐⑵跟完全反應所需NaOH溶液相差一滴（或多加一滴），對計算鹽酸的濃度有沒有影響？（通過計算說明。）⑵跟完全反應所需NaOH溶液相差一滴（或多加一滴），對計算鹽c(HCl)===0.0998mol/L跟實際濃度0.1000mol/L相比，誤差很小。c(HCl)===0.0998mol/L跟實際濃度0.1000mol/L相比，誤差很小。c(HCl)===0.0998mol/L跟實際濃度0.1000mol/L相比，誤差很小。c(HCl)===0.0998mol/L跟實際濃度0.1000mol/L相比，誤差很小。c(HCl)=c(HCl)=c(HCl)=c(HCl)010203040V(NaOH)mL12108642PH顏色突變范圍中和滴定曲線酚酞甲基橙0102030新課標人教版選修四化學反應原理第三節(jié)鹽類水解（第一課時）第三章水溶液中的離子平衡新課標人教版選修四化學反應原理第三節(jié)鹽類水解第三章水溶液中什么叫做鹽？CH3COONa：NH4Cl：NaCl：（強堿弱酸鹽）（強酸弱堿鹽）（強酸強堿鹽）CH3COOH+NaOHCH3COONa+H2ONH3·H2O+HClNH4Cl+H2ONaOH+HClNaCl+H2ONa2CO3俗稱純堿、面堿、洗滌堿、口堿等，明明是鹽，為什么叫堿呢？什么叫做鹽？CH3COONa：NH4Cl：NaCl：（強堿弱【課堂實驗】Ⅰ：用PH試紙分別測定CH3COONa、NH4Cl、NaCl、Al2(SO4)3、KNO3溶液的酸堿性。Ⅱ：取1-2ml0.1mol/L的Na2CO3溶液于試管中，向試管中滴入酚酞試液，觀察溶液顏色是否變化？【課堂實驗】Ⅰ：用PH試紙分別測定CH3COONa、NH4C實驗記錄>7<7

＝7堿性酸性中性為什么有的鹽溶液顯酸性或堿性，而有的鹽溶液卻是中性呢？>7<7

＝7堿性酸性中性實驗記錄>7<7＝7堿性酸性中性為什么有的鹽溶液顯酸性鹽類的水解【討論分析】CH3COONa溶液為什么顯堿性？鹽類的水解【討論分析】CH3COONa溶液為什么顯堿性

分析過程H2OH++OH_CH3COONa=CH3COO_

+Na++

CH3COOHCH3COO_+H2OCH3COOH+OH_思考：此時溶液中C（OH-）和C（H+）的大小關系C（OH-）C（H+）＞溶液顯堿性離子方程式：化學方程式：CH3COONa+H2OCH3COOH+NaOH分析過程H2OH+討論：0.1mol/L的CH3COONa溶液中CH3COO-濃度是否為0.1mol/L？討論：0.1mol/L的CH3COONa溶液中

【討論分析】NH4Cl溶液為什么顯酸性？NH4ClNH4+

+Cl-H2OOH-

+H++NH3·H2O【討論分析】NH4Cl溶液為什么顯酸性？NH4Cl歸納小結在溶液中鹽電離出來的離子跟水所電離出來的H+

或OH-結合生成弱電解質的反應,叫做鹽類的水解。一、定義：二、實質：鹽組成中的離子與水作用生成弱電解質，促使水的電離平衡向正方向移動，使溶液顯酸性、堿性或中性。分析：NaCl能否水解，NaCl溶液為什么顯中性？